Cobalto: proprietà, reazioni, complessi

Il cobalto è un metallo di transizione ferromagnetico con numero atomico 27 ,  massa atomica 58.933195 u avente configurazione elettronica [Ar] 4s2, 3d7 e densità di 8.90 g/cm3. Era noto fin dall’antichità ma si deve al chimico e mineralogista svedese Georg Brand la sua scoperta negli anni che vanno dal 1730 al 1737.
Fra i principali minerali del cobalto sono da citare gli arseniuri smaltite CoAs2 e skutterudinite (Co,Ni)As3 e il solfoarseniuro cobaltite CoAsS.

Proprietà del cobalto

Ha un aspetto simile al ferro ma è più duro e resistente agli agenti atmosferici ed è impiegato negli acciai e nelle leghe speciali non ferrose di grande durezza.
Si scioglie lentamente negli acidi liberando idrogeno ma non è molto reattivo; a elevate temperature si combina con carbonio, fosforo, ossigeno e zolfo ed è attaccato dal vapore acqueo.

E’ un elemento di importanza biologica come è dimostrato dalla sua presenza nella vitamina B12. I principali stati di ossidazione del cobalto sono II e III, quest’ultimo è stabile solo nei complessi e in soluzioni basiche.
L’ossido di cobalto verde CoO si ottiene per decomposizione termica del nitrato, del carbonato o per ossidazione del metallo; ha una struttura tipo NaCl ed è antiferromagnetico; è usato per colorare in blu vetri e smalti.
E’ noto anche l’ossido Co3O4 isomorfo con la magnetite.

Reazioni

Dalle soluzioni di sali di cobalto le basi precipitano l’idrossido Co(OH)2 in due forme, una blu e l’altra rosa; quest’ultima è stabile. Tale composto è un idrossido anfotero e in soluzione fortemente alcalina è presente lo ione [Co(H2O)4]2-.
In presenza di una piccola quantità di ammoniaca gli ioni H+ vengono rimossi dallo ione  esaacquocobalto (II) per dare un composto di coordinazione neutro:
[Co(H2O)4]2+ + 2 NH3 → [Co(H2O)4 (OH)2] + 2 NH4+

Questo precipitato si scioglie in eccesso di ammoniaca in quanto quest’ultima sostituisce l’acqua nel complesso per dare lo ione esaamminocobalto (II):

 [Co(H2O)4]2+ + 6 NH3 → [Co(NH3)6]2+ + 6 H2O

Lo ione esaamminocobalto (II) è facilmente ossidato  al corrispondente ione lo ione esaamminocobalto (III): [Co(NH3)6]3+

Il metallo non è particolarmente reattivo al contatto con l’aria. La reazione del cobalto con l’ossigeno se condotta ad una temperatura intorno a 900 °C dà come prodotto Co3O4  mentre se il riscaldamento avviene ad una temperatura superiore si forma CoO.
Il cobalto dà sali con quasi tutti gli anioni e si possono ottenere sia in forma anidra che idrata.

Complessi

Il cobalto (II) forma molti complessi esacoordinati e tetracoordinati: questi ultimi sono principalmente tetraedrici e taluni planari. Alcuni leganti come acqua e ammoniaca danno sia complessi tetraedrici che ottaedrici, ma questi ultimi sono di gran lunga i più comuni.
Il cobalto (III) forma complessi stabili ottaedrici: i leganti più comuni sono ammoniaca, ammine chelanti, altre specie contenenti azoto e ioni alogeno.
In genere tali complessi vengono preparati ossidando soluzioni di cobalto (II) con ossigeno o perossido di idrogeno in presenza di leganti e di un catalizzatore quale il carbone attivo per favorire lo scambio dell’acqua con il legante entrante.

Le cobaltammine ed in particolare  il cloruro di esaammino cobalto (III) ovvero [Co(NH3)6]Cl3 hanno importanza storica: questo composto di coordinazione infatti è considerato il complesso di Werner pioniere nello studio dei composti di coordinazione che per primo precisò il concetto di numero di coordinazione , di stereoisomeria e di isomeria. Tale sale è costituito da un catione [Co(NH3)6]3+ e da tre anioni Cl.
Sono note le allergie al cobalto: un individuo allergico, infatti, può presentare dermatiti se entra in contatto con i cobalto. Iniezioni di vitamina B12 possono provocare arrossamento e prurito intorno al punto di iniezione mentre l’ingestione orale della stessa può provocare forme di eczema.

I composti del cobalto sono  usati come coloranti blu; attualmente il cobalto metallico è utilizzato un leghe speciali, come componente di magneti, di elettrodi. I suoi sali e gli ossidi vengono ancora usati come pigmenti nell’industria del vetro e della ceramica oltre che come catalizzatori nell’industria chimica.

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